從基礎知識上入手 在解題應用中提高

摘?要：本文以酸堿中和滴定曲線問題為話題，從高考復習備考角度，對酸堿中和滴定曲線基本圖示、指示劑的選擇、滴定曲線類型及規律、滴定曲線的分析方法等基礎知識進行了歸納總結，并對一些典型、易錯問題舉例分析.

關鍵詞：酸堿中和滴定;滴定曲線;復習備考

作者簡介：羅功舉（1966-），男，湖北仙桃人，本科，中學高級教師，研究方向：高中化學教學與課題研究.

酸堿中和滴定曲線一直是歷年高考考查的熱點題型，它也是沉淀滴定曲線、分布系數圖（描述pH與體系中組分的平衡濃度占總濃度的分數的關系圖）等問題分析的原型知識，是備考復習中的重點內容.

1?酸堿中和滴定曲線

1.1?常溫下（下同），以0.1000?mol·L-1?NaOH溶液滴定20.00?mL?0.1000?mol·L-1鹽酸為例，其滴定曲線如圖.

備考啟示：

（1）未滴加堿時，曲線在縱坐標上的起點對應的pH即反映鹽酸中的c（H+）大小.圖中pH=1.

（2）當接近滴定終點時，若少滴一滴NaOH溶液（一滴溶液的體積約為0.04?mL），至此滴入NaOH溶液19.96?mL，即鹽酸過量0.04?mL，則溶液中c（H+）=0.1000?mol·L-1×0.04?mL/?39.96?mL≈1.0×10-4?mol·L-1，pH=4，即突變范圍的起始點;若多滴一滴NaOH溶液，至此滴入NaOH溶液20.04?mL，即NaOH過量0.04?mL，則溶液中c（OH-）=0.1000?mol·L-1×0.04?mL/40.04?mL≈1.0×10-4?mol·L-1，pOH=4，pH=10，即突變范圍的終點.也就是說，接近滴定終點時，前后滴入NaOH溶液的體積差量不到0.1?mL，溶液就由pH=4變到了pH=10.

（3）甲基橙變色范圍的pH為3.1～4.4，剛好跨過突變范圍的起始點（pH=4），所以，滴定終點時的溶液呈中性或酸性時，可以選擇甲基橙作指示劑.如用鹽酸滴定NaHCO3溶液時，可選用甲基橙作指示劑.

酚酞變色范圍的pH為8.2～10.0，剛好跨過突變范圍的終點（pH=10），所以，滴定終點時的溶液呈中性或堿性時，可以選擇酚酞作指示劑.如用NaOH溶液滴定CH3COOH溶液時，可選用酚酞作指示劑.

而石蕊變色范圍的pH為5.0～8.0，一是其變色范圍介于突變范圍4.0～10.0之間，與滴定終點溶液的酸堿性不一致;二是其變色范圍較大（相差3個單位），變色不靈敏，而甲基橙和酚酞的變色范圍較小，均相差不到2個單位，故可選用甲基橙和酚酞作指示劑，不用石蕊作指示劑.

（4）開始時，加入的堿對pH的影響較小;接近滴定終點時，曲線發生“突變”;終點后，加入的堿對pH的影響較小.

1.2?強酸（堿）滴定弱堿（酸）pH曲線比較?如表1.

備考啟示：

（1）縱坐標上曲線的起點位置反映被滴定溶液的酸堿性及c（H+）、c（OH-）的大小.起點pH<7時，被滴定溶液是酸，位置越低（pH越小），酸性越強;起點pH>7時，被滴定溶液是堿，位置越高（pH越大），堿性越強.

（2）強酸強堿互滴，滴定終點時是發生“突變”（曲線較為陡直）;強堿滴定弱酸、強酸滴定弱堿，滴定終點時是發生“漸變”（曲線較為平坦）.

（3）以0.1000?mol·L-1?NaOH溶液滴定20.00?mL?0.1000?mol·L-1醋酸為例，其滴定曲線如圖2.

a點，醋酸反應一半，溶液中的溶質為CH3COONa和CH3COOH（理論上，其濃度比為1∶1），各粒子濃度為c（CH3COO-）>c（Na+）>c（CH3COOH）>c（H+）>c（OH-）（CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度）;溶液呈酸性，對水的電離起抑制作用，即水電離出來的c（H+）<10-7?mol/L.

b點，反應中性點，溶液中的溶質為CH3COONa和CH3COOH（前者多，后者少），溶液呈中性，各粒子濃度為c（CH3COO-）=c（Na+）>c（H+）=c（OH-）.

c點，二者恰好反應完全，溶液中的溶質為CH3COONa（理論上），各粒子濃度為c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（CH3COOH）>c（H+）（CH3COO-的水解程度大于H2O的電離程度）;溶液呈堿性，對水的電離起促進作用，即水電離出來的c（H+）>10-7?mol/L.

d點，NaOH溶液過量一倍，溶液中的溶質為CH3COONa和NaOH（理論上，其濃度比為1∶1），各粒子濃度為c（Na+）>c（OH-）>c（CH3COO-）>c（H+）>c（CH3COOH）;溶液呈堿性，對水的電離起抑制作用，即水電離出來的c（H+）<10-7?mol/L.

（4）若有二元弱酸參與反應時，滴定終點會有兩個，第一個是生成產物為酸式鹽時，第二個是生成產物為正鹽時.分析時，要逐段判斷.

（5）恰好中和=酸堿恰好完全反應≠滴定終點≠溶液呈中性.

（6）弱堿滴定等濃度等體積的強酸、弱酸的滴定曲線及弱酸滴定等濃度等體積的強堿、弱堿的滴定曲線如何表示呢？與上述圖像有關聯嗎？

1.3?滴定曲線分析的方法

（1）分析步驟：①看縱坐標或橫坐標表示的量，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中;②看起點，通過起點可以看出被滴定物質的酸性或堿性的強弱，這在判斷滴定終點時至關重要;③找滴定終點（恰好完全反應點，通過橫坐標上的體積量判斷）和pH=7的中性點（通過縱坐標判斷），判斷滴定終點時溶液呈現的酸堿性，然后確定中性點（pH=7）的位置;④分析其它的特殊點（如滴定一半點，過量一半點等），分析酸、堿過量情況，并確定對應點的溶質，進而判斷溶液的性質、離子濃度大小等.

（2）滴定過程中的定量關系：①電荷守恒關系在任何時候均存在;②物料守恒可以根據加入酸的物質的量和加入堿的物質的量進行確定，但不一定為等量關系，可能是特殊的倍數關系.

2?典例分析

例1?室溫下向10?mL?0.1?mol·L-1?NaOH溶液中加入0.1?mol·L-1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖3所示.下列說法正確的是（?）

A.a點所示溶液中c（Na+）>c（A-）>c（H+）>c（HA）

B.a、b兩點所示溶液中水的電離程度相同

C.pH=7時，c（Na+）=c（A-）+c（HA）

D.b點所示溶液中c（A-）>c（HA）

分析?A項，a點NaOH與HA恰好完全反應，溶液的pH為8.7，呈堿性，說明HA為弱酸，NaA發生了水解反應，則溶液中c（Na+）>c（A-）>c（OH-）>c（HA）>c（H+），錯誤;B項，a點NaA發生了水解反應，促進了水的電離，b點主要由于HA的電離而使溶液呈酸性，抑制了水的電離，所以a點水的電離程度大于b點，錯誤;C項，根據電荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-），pH=7，則c（H+）=c（OH-），可得c（Na+）=c（A-），錯誤;D項，b點溶液中溶質為等物質的量NaA和HA，溶液呈酸性，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度，所以c（A-）>c（HA），正確.答案為D.

點撥?第一，本題是弱酸滴定強堿問題，a點、b點也都是特殊點，且它的滴定中性點出現在恰好完全反應（滴定終點）之后;第二，解題的主要信息是圖像中的數據，要把握橫、縱坐標上對應數據的關聯性及意義.

例2?常溫下，用0.10?mol·L-1?NaOH溶液分別滴定20.00?mL?0.10?mol·L-1?HCl溶液和20.00?mL?0.10?mol·L-1?CH3COOH溶液，得到兩條滴定曲線，如圖4、5所示，則下列說法正確的是（?）

A.圖5是滴定鹽酸的曲線

B.a與b的關系是a

C.E點對應離子濃度由大到小的順序可能為c（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）

D.這兩次滴定都可以用甲基橙作為指示劑

分析?如果酸為強酸，則0.10?mol·L-1酸的pH為1，根據酸的初始pH知，圖1為鹽酸的滴定曲線，故A項錯誤;根據圖1知，a點氫氧化鈉溶液的體積是20.00?mL，酸和堿的物質的量相等，二者恰好反應生成強酸強堿鹽，其溶液呈中性;醋酸溶液中滴入氫氧化鈉溶液，醋酸鈉溶液呈堿性，所以氫氧化鈉溶液的體積小于20.00?mL，a>b，故B項錯誤;E點溶液的成分為醋酸鈉和醋酸，溶液呈酸性，說明醋酸的電離程度大于醋酸鈉的水解程度，鹽類水解程度較小，則溶液中離子濃度可能為c（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-），故C項正確;氫氧化鈉和鹽酸恰好反應呈中性，可以選擇甲基橙或酚酞;氫氧化鈉和醋酸恰好反應生成醋酸鈉溶液呈堿性，只能選擇酚酞，故D項錯誤.答案為C.

點撥?本題的圖像是分開呈現的，比在同一個圖像中出現時分析難度要大，但只要遵循基本分析方法還是容易判斷的，即將曲線延長與縱坐標相交，看交點對應的pH大小，就可以確定酸的強弱;再根據滴定曲線中特殊點的規律，可確定a與b的大小.

例3?298?K時，向20.0?mL?0.10?mol·L-1?H2A溶液中滴加0.10?mol·L-1?NaOH溶液，滴定曲線如圖6所示.下列說法正確的是（?）

A.該滴定過程應該選擇石蕊溶液作指示劑

B.W點到X點發生的主要反應的離子方程式為H2A+2OH-=A2-+2H2O

C.Y點對應的溶液中c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+2c（A2-）

D.反應H2A+A2-2HA-的平衡常數K=1.0×107.4

分析?石蕊不能用作酸堿中和滴定的指示劑，根據圖示滴定終點的pH，可知第二反應終點應用酚酞作指示劑，A項錯誤;X點對應的溶液中溶質主要是NaHA，W點到X點發生的主要反應的離子方程式為H2A+OH-=HA-+H2O，B項錯誤;根據電荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HA-）+2c（A2-），因為Y點對應的溶液中c（HA-）=c（A2-），所以c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+3c（A2-），C項錯誤;H2AHA-+H+，Ka1=?c（H+）·c（HA-）/c（H2A），由于W點c（HA-）=c（H2A），故Ka1=c（H+）=1.0×10-2.3;HA-A2-+H+，Ka2=c（H+）·c（A2-）/c（HA-），由于Y點對應的溶液中c（HA-）=c（A2-），故Ka2=c（H+）=1.0×10-9.7;H2AHA-+H+與HA-A2-+H+相減即得H2A+A2-2HA-，此時的平衡常數K=Ka1/Ka2=1.0×10-2.3/（1.0×10-9.7）=1.0×107.4，D項正確.答案為D.